Pratica IV

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA – ICET
ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
RELATÓRIO
– PRÁTICA IV : PREPARO DE SOLUÇÕES –
CARLA LARISSA CARIOCA MENDES
FABIANE COELHO ANCHIETA MONTEIRO
RAFAELLA LIRA FERNANDES
THATIANNE MARQUES DE FREITAS
Itacoatiara – AM
2014
RESUMO 
Soluções são definidas como misturas homogêneas podendo ser sólidas, líquidas e gasosas. Quando uma solução é rica em um componente este é chamado de solvente, enquanto os outros são chamados de solutos. Além disso, a composição de uma solução pode ser expressa quantitativamente especificando as concentrações de um ou mais componentes. As unidades de concentração mais usadas são fração molar, porcentagem molar, molaridade, porcentagem em massa e normalidade. 
Neste experimento, trabalharam-se alguns exemplos de soluções aquosas e as concentrações foram dadas em (mol.L-1).
O objetivo deste procedimento experimental foi desenvolver o conceito de preparação e diluição de solução usando os cálculos necessários.
As etapas do ensaio dividiram-se em: diluir 0,3997g de NaOH em água destilada; diluir 2,9222g de NaCl em água destilada; diluir 0,8000 mL de HCl em água destilada; diluir 2,700 mL de H2SO4 em água destilada. 
Concluiu-se que diluição de uma solução resulta na diminuição da concentração de um soluto. 
INTRODUÇÃO
Solução é uma mistura monofásica, homogênea, na qual é constituída por soluto e solvente. Podendo ocorrer em todos em estados da matéria, sendo uma solução sólida quando o solvente e o soluto forem sólidos, solução líquida quando o solvente for líquido e o soluto for líquido, gasoso ou sólido, e solução gasosa quando ambos forem gases.
O preparo de soluções é de suma importância na prática laboratista, principalmente para os profissionais que atuam na área de Química.
“O preparo de uma solução exige atenção a alguns passos, quais sejam: o cálculo da quantidade de soluto a ser utilizada, a medição desse soluto, a sua diluição no meio solvente e homogeneização, seguida de armazenagem” (Portal Educação,2013)
MATERIAIS
Pipeta volumétrica de 20mL;
Balão volumétrico de 100mL;
Béquer de 50mL;
Funil simples;
Recipiente plástico para armazenar as soluções;
Pincel;
Pêra;
Espátula;
Balança analítica.
REAGENTES
Hidróxido de sódio (NaOH);
Cloreto de sódio (NaCl);
Ácido Clorídrico (HCl);
Ácido Sulfúrico (H2SO4).
MÉTODOS E RESULTADOS
Preparar uma solução de 100 mL a 0,1 mol L-1 de NaOH.
O primeiro passo foi descobrir a medida de massa necessária de NaOH (hidróxido de sódio) para preparar a solução de 100 mL. Visto que o número de mol está em litro foi preciso utilizar o método matemático da regra de três (multiplicação do meio pelos extremos) para saber o número de mol em 100 mL. Utilizou-se o seguinte cálculo:
 
 
1000
 
mL
 – 0,1
 mol L
-1
 
100 
mL
 
– 
 (L) 
 
 
 
 
mol
 de NaOH
	
Não há como medir o mol em um laboratório, por isso foi preciso convertê-lo em gramas. Utilizou-se a fórmula da Molaridade ( ), onde é o número de mol, a massa molar e a massa. Sabendo que a massa molar do NaOH é 39,898g/mol, obtém-se:
	n = m / MM	 →	0,01 = m / 39,898 	→	m = 0,3990g de NaOH		
Encontrado o valor da massa necessária para a preparação da solução, foi pesada num béquer em uma balança analítica semiprecisa 0,3990g de NaOH. Após isso foi adicionada uma pequena quantia de água. Com a ajuda de um bastão de vidro o sólido foi misturado ao solvente ficando totalmente solubilizado tornando a mistura homogênea. A solução foi transferida para um balão volumétrico e acrescentou-se mais do solvente até obter 100 mL.
Preparar uma solução de 100 mL a 0,5 mol L-1 de sódio a partir de NaCl.
 
1000 
mL
 – 0,5 mol L
-1
 100 
mL
 – 
 (L) 
 
 
 
 
mol
 de NaClO primeiro passo foi descobrir a medida de massa necessária de NaCl (cloreto de sódio) para preparar a solução de 100 mL. Visto que o número de mol está em litros foi preciso utilizar o método matemático da regra de três (multiplicação do meio pelos extremos) para saber o número de mol. em 100 mL. Utilizou-se o seguinte cálculo:
Não há como medir o mol em um laboratório, por isso foi preciso convertê-lo em gramas. Utilizou-se a fórmula da Molaridade ( ), onde é o número de mol, a massa molar e a massa. Sabendo que a massa molar do NaCl é 58,44 g/mol, obtém-se:
n = m / MM	 →	0,05 = m / 58,44 	→	m = 2,9220g de NaCl	
Encontrado o valor da massa necessária para a preparação da solução, foi pesada num béquer em uma balança analítica semiprecisa 2,9220g de NaCl. Após isso foi adicionada uma pequena quantia de água. Com a ajuda de um bastão de vidro o sólido foi misturado ao solvente ficando totalmente solubilizado tornando a mistura homogênea. A solução foi transferida para um balão volumétrico e acrescentou-se mais do solvente até obter 100 mL.
Preparar uma solução de 100 mL a 0,1 mol L-1 de HCl 37%.
Para saber a quantidade exata de HCl 37% que precisou ser usada na preparação da solução utilizou-se a fórmula da densidade () onde d= densidade, m= massa e V= volume. Sabendo que a densidade do HCl (ácido clorídrico) a 25°C é 1,19g/cm³, e que 1L de H2O equivale a 1000 mL. Calculou-se:
d = m / V	 →	1,19 = m / 1000 	→	m = 1190g de HCl 37%
Como esse resultado está equivalente a 100% de HCl e a preparação da solução exige 37%, foi preciso utilizar o método matemático da regra de três (multiplicação do meio pelos extremos) para saber o valor da massa necessária para a preparação da solução contendo 37% de HCl. Assim calculou-se:
 
100% – 1190g
 37
% –
 
 (g)
 
 
 
 
de
 HCl
Como o HCl é um líquido, foi necessário converter sua massa em volume. Para isso, primeiramente utilizou-se a fórmula da Molar idade ( ), onde é o número de mol, a massa molar e a massa. Sabendo que a massa do HCl é 440,3g e sua massa molar é 36,458g/mol, obtém-se:
n = m / MM	 →	n = 440,3 / 36,458 	→	n = 12,0769 mols/L de solução HCl
Depois desse resultado, ainda com o objetivo de encontrar o volume de HCl necessário para o preparo da solução, utilizou-se a fórmula da diluição volumétrica (), onde C1 = concentração inicial, V1= volume predefinido, C2 = concentração encontrada e V2= volume que deseja saber. Assim calculou-se:
C1 ∙ V1 = C2 ∙ V2 → 0,1 ∙ 0,1 = 12,0769 ∙ V2	→ V2 = 0,8280mL de HCl
Assumiu-se o valor do volume 0,80 mL, pois a pipeta graduada, instrumento utilizado para medir o líquido admite variação na escala de 0,05 mL.
Após os cálculos necessários para preparar a solução, mediu-se 0,8000 mL de HCl com a pipeta graduada. A medição foi realizada na capela (equipamento que absorve os vapores e gases tóxicos liberados), para que houvesse mais segurança na manipulação do ácido. Logo após o líquido foi liberado no béquer contendo um pouco de água, visto que não se deve adicionar água ao ácido, mas sim o inverso, para que não libere muito calor e provoque a ebulição da água. Por fim, a mistura foi transferida para um balão volumétrico e depois foi adicionada a solução mais água até completar 100 mL.
Preparar uma solução de 100 mL a 0,5 mol L-1 de H2SO4 98%
Para saber a quantidade exata de H2SO4 98% que precisou ser usada na preparação da solução utilizou-se a fórmula da densidade () onde d= densidade, m= massa e V= volume. Sabendo que a densidade do H2SO4 (ácido sulfúrico) a 25°C 1,836g/cm³, e que 1L de H2O equivale a 1000 mL. Calculou-se:
d = m / V	 →	1,836 = m / 1000 	→	m = 1836g H2SO4 98%
Como esse resultado está equivalente a 100% de H2SO4 e a preparação da solução exige 98%, foi preciso utilizar o método matemático da regra de três (multiplicação do meio pelos extremos) para saber o valor da massa necessária para a preparação da solução contendo 98% de H2SO4. Assim calculou-se:
 
100% – 1836g
 
98
% –
 
 (g)
 
 
 
 
de
 
H
2
SO
4
Como oH2SO4 é um líquido, foi necessário converter sua massa em volume. Para isso, primeiramente utilizou-se a fórmula da Molaridade ( ), onde é o número de mol, a massa molar e a massa. Sabendo que a massa do H2SO4 é 1799,28g e sua massa molar é 98,046g/mol, obtém-se:
n = m / MM	 →	n = 1799,28g / 98,046	→ n = 18,3513 mols/L de solução H2SO4 
Depois desse resultado, ainda com o objetivo de encontrar o volume de H2SO4 necessário para o preparo da solução, utilizou-se a fórmula da diluição volumétrica (), onde C1 = concentração inicial, V1= volume predefinido, C2 = concentração encontrada e V2= volume que deseja saber. Assim calculou-se:
C1 ∙ V1 = C2 ∙ V2	→ 0,5 ∙ 0,1 = 18,3513 ∙ V2 → V2 = 2,7245mL de H2SO4
Assumiu-se o valor do volume 2,70 mL, pois a pipeta graduada, instrumento utilizado para medir o líquido admite variação na escala de 0,05 mL.
Após os cálculos necessários para preparar a solução, mediu-se 2,700 mL de H2SO4 com a pipeta graduada. A medição foi realizada na capela (equipamento que absorve os vapores e gases tóxicos liberados), para que houvesse mais segurança na manipulação do ácido. Logo após o líquido foi liberado no béquer contendo um pouco de água, visto que não se deve adicionar água ao ácido, mas sim o inverso, para que não libere muito calor e provoque a ebulição da água. Por fim, a mistura foi transferida para um balão volumétrico e depois foi adicionada a solução mais água até completar 100 mL.
DISCUSSÕES
A preparação de soluções precisa de cuidados que estão relacionados a solubilidade, mudança de volume e alteração da temperatura da mistura.
Primeiramente para saber a quantidade de composto que é necessária para a preparação da solução calculou-se a quantidade de soluto, depois essa quantidade foi convertida em massa ou volume. Para medir a massa utilizou-se uma balança analítica semiprecisa e no caso do volume foi usado balões volumétricos, provetas e pipetas.
No caso de soluto sólido, após a pesagem foi adicionado água destilada e mexendo com o bastão de vidro solubilizou-se tudo até que a mistura estivesse homogênea. Com o soluto líquido os cuidados são diferentes, é preciso o uso da capela para evitar a exposição a gases que podem ser liberados na hora do seu manuseio e o reagente foi adicionado à água e não ao contrário. 
No processo de preparação das soluções alguns erros podem ser cometidos e é necessário um cuidado especial para evitá-los. É preciso calcular corretamente os valores necessários para obter a quantidade exata de massa e volume do soluto. Entretanto foi viável aproximar esses valores para que se adequassem as vidrarias utilizadas na medição. Também se observou a pureza dos solutos e solventes, pois qualquer componente indesejado pode comprometer a solução. Para isso a limpeza das vidrarias foi essencial. 
CONCLUSÃO
Com a realização desta prática, notou-se a importância dos variados tipos de soluções, seus comportamentos, além do conhecimento sobre a relação das grandezas de medidas e suas devidas conversões.
Para o preparo das soluções é preciso considerar três aspectos: quantidade, composição e concentração. 
O objetivo do experimento foi alcançado, ou seja, o preparo de soluções. Porém como todo o experimento é passível de erro, neste relacionou-se com a obtenção de valores aproximados para as concentrações.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
AUXILIAR DE LABORATÓRIO: PREPARO DE SOLUÇÕES. In: Portal e Educação, Brasil: 2013, Disponível em <www.portaleducacao.com.br/educacao/artigos/35492/auxiliar-de-laboratorio-preparo#!1>
RUSSELL, J. Química Geral. São Paulo, volume I, p. 501-514, 1994.
TRINDADE, D. et al. Química Básica Experimental. Ícone Editora, São Paulo, p. 55-58, 2013.